Какой фосфор светится в темноте

  • Почему фосфор светится
  • Как определить окисления фосфора
  • Почему светят звезды

В 1669 году алхимик Хенниг Бранд из Гамбурга открыл светящееся вещество — фосфор. Бранд проводил свои эксперименты с человеческой мочой, он предполагал, что в ней содержатся золотые частички из-за ее желтого цвета. Он ждал, пока моча отстоится в бочках, затем выпаривал ее, подвергал жидкость дистилляции. После, соединив эту субстанцию с песком и углем без воздуха, он получал некую белую пыль, которая имела свойство светиться в темноте. Он начал продавать фосфор людям, а потом и вовсе продал секретную формулу фосфора химику Крафту.

Он светится!

Рассмотрев химические свойства фосфора, можно понять, почему же он светится при отсутствии света. Различают три вида фосфора:
— белый,
— черный,
— красный.

Бесцветным и очень ядовитым является белый фосфор, он не растворяется в воде, но может раствориться в сероуглероде. Если белый фосфор долго нагревать на слабом огне, он переходит в следующий вид – красный, который не ядовит, а на вид представляет собой порошок красно-бурого оттенка.

Химия да и только

Фосфор черный отличается от предыдущих двух видов и фактурой, и цветом, и свойствами. Он больше похож на графит и имеет жирную текстуру. Получается этот вид из белого фосфора только под огромным давлением при температуре примерно 200 градусов.

Фосфор является аналогом азота, но по сравнению с атомом последнего, атом фосфора имеет меньшую энергию ионизации.

Достаточно мало времени требуется белому фосфору, чтобы вступить в реакцию с кислородом и окислиться. Он опасен из-за способности самовоспламеняться на воздухе, именно поэтому его следует хранить в воде. Именно из-за реакции окисления выделяется некоторое количество энергии, проще говоря, фосфор начинает светиться. Физики в данном случае говорят о переходе химической энергии в световую.

В природе фосфор встречается только в форме соединений, самым главным таким соединением является фосфат кальция – в природе минерал апатит. Разновидности апатита составляют осадочные горные породы, так называемые фосфориты.

Фосфор является веществом, необходимым в жизнедеятельности растений, поэтому его должно достаточно много содержаться в почве. Самыми богатыми залежами фосфоритов обладают Сибирь, Казахстан, Эстония, Белоруссия, также они имеются и на территории США, Северной Африки и Сирии.

К слову.

Белый фосфор активно используют военные. Однако его поражающая сила так велика и опасна, а человеческие страдания так велики, что ряд стран приняли решение об ограничении применения этого вещества.

Некоторые чудеса, связанные с фосфором и свинцом
На основе материалов сайта PI канал

В темной комнате или ночью на улице попробуйте сделать такой простой опыт. Не очень сильно, так, чтобы не загорелась спичка, чиркните ею по спичечной коробке. Вы заметите, что некоторое время на терке будет виден светящийся путь от спички. Это светится белый фосфор. Но каждый, кто помнит уроки химии средней школы, может сказать: "Позвольте, в производстве спичек применяется красный, а не белый фосфор". Правильно! В терке спичечной коробки белого фосфора нет, есть красный, который в результате реакции, происходящей между красным фосфором, находящимся на поверхности спичечной коробки, и бертолетовой солью, заключенной в спичечной головке, в момент трения нагревается и в небольшом количестве переходит в белый.

Фосфор может существовать в нескольких формах, или, как говорят, в нескольких модификациях.

Белый фосфор — твердое кристаллическое вещество, причем в химически чистом виде кристаллы белого фосфора совершенно бесцветны, прозрачны и очень хорошо преломляют свет. На свету они быстро желтеют и утрачивают прозрачность. Поэтому в обычных условиях фосфор внешне очень похож на воск, но тяжелее его (плотность белого фосфора 1,84). На холоду фосфор хрупок, но при комнатной температуре сравнительно мягок и легко режется ножом. При 44° С белый фосфор плавится, а при 280,5° С кипит. Белый фосфор, окисляясь кислородом воздуха, светится в темноте и легко воспламеняется при слабом нагревании, например от трения.

Температура воспламенения совершенно сухого и чистого фосфора близка к температуре человеческого тела. Поэтому его хранят только под водой. В первую мировую войну белый фосфор использовался в качестве зажигательного материала в артиллерийских снарядах, авиационных бомбах, гранатах, пулях.

Красный фосфор, в противоположность белому, или желтому, как его иногда называют, не ядовит, на воздухе не окисляется, в темноте не светится, в сероуглероде не растворяется и загорается только при 260°С. Красный фосфор получается из белого путем длительного нагревания без доступа воздуха при 250-300°С.

В поисках эликсира молодости и попытках получения золота алхимик XVII столетия Геннинг Бранд из Гамбурга пытался изготовить "философский камень" из мочи. Для этой цели он выпарил большое количество ее и полученный после упаривания сиропообразный остаток подверг сильному прокаливанию в смеси с песком и древесным углем без доступа воздуха.

В результате Бранд получил вещество, обладающее необыкновенными свойствами: оно светилось в темноте; брошенное в кипящую воду, выделяло пары, загоравшиеся на воздухе с выделением густого белого дыма, растворявшегося в воде с образованием кислоты.

Интерес к новому вещества был огромный, и Бранд надеялся извлечь из своего открытия изрядную прибыль: недаром он был в прошлом гамбургским купцом. Сохраняя способ изготовления в строжайшей тайне, Бранд показывал новое вещество за деньги, а желающим продавал его небольшими порциями только за чистое золото. Спустя некоторое время Бранд продал также и секрет изготовления фосфора дрезденскому химику Крафту, который, подобно Бранду, стал ездить по дворцам влиятельных особ, показывая фосфор за деньги, наживая огромное состояние. В частности, на опыты Крафта при дворе герцога Иоганна Фридриха в Ганновере обратил внимание известный немецкий философ и математик Лейбниц, служивший тогда при дворе герцога в должности библиотекаря. Согласно свидетельству Лейбница, немецкий химик, профессор Виттенбергского университета Иоганн Кункель узнал через Крафта рецепт изготовления фосфора и после ряда неудач, видоизменив способ Бранда, сумел получить фосфор, заявив претензию на самостоятельность открытия. Каспар Кирхмейер, тоже профессор Виттенбергского университета, взяв у Кункеля сведения о новом способе получения фосфора, опубликовал статью под длинным и интригующим названием: "Постоянный ночной светильник, иногда сверкающий, который долго искали, ныне найденный". В этой статье впервые сообщались некоторые свойства и особенности фосфора.

Независимо от Бранда, Кункеля и Кирхмейера в Англии в 1680 г. фосфор был получен Бойлем. Бойль посвятил в открытие своего ассистента Гауквица, который, как и его предшественники, старался из этого извлечь для себя выгоду. Однако это в полной мере удалось осуществить Гауквицу только после смерти Бойля. Развернув производство фосфора в коммерческом масштабе, Гауквиц нажил огромное состояние на продаже фосфора отдельным ученым и научным учреждениям Европы. В 1743 г. химик А. Mapграф нашел более совершенный способ получения фосфора и опубликовал свои данные для всеобщего сведения. Открывшаяся возможность каждому желающему приготовить "собственный" фосфор свела на нет "фосфорную спекуляцию".

Чудеса со свечением и воспламенением

После открытия фосфора его способность светиться в темноте была вновь использована, но для других целей. На этот раз фосфором стали промышлять представители религиозных культов. Рецепты использования фосфора были самые разнообразные. Например, в расплавленный, но уже загустевший воск или парафин добавляли небольшое количество белого фосфора. Из полученной смеси формовали карандаши, которыми делали надписи на стенах храмов и иконах. Ночью были видны "таинственные надписи". Фосфор, медленно окисляясь, светился, а парафин, защищая его от быстрого окисления, увеличивал продолжительность явления. Растворяли белый фосфор в бензоле или сероуглероде. Полученным раствором смачивали фитили свечей или лампад. После испарения растворителя белый фосфор загорался, а от него воспламенялся фитиль. Так фабриковалось "чудо", именуемое "самовоспламенением свечей".

Блуждающие огни на болотах и кладбищах

Одним из интересных соединений фосфора является газообразный фосфористый водород, особенность которого состоит в том, что он легко воспламеняется на воздухе. Его поджигает самовоспламеняющийся жидкий фосфористый водород, который образуется обычно вместе с газообразным. Это свойство фосфористого водорода объясняет появление болотных, блуждающих или могильных огней. Огни на болотах и свежих могилах действительно бывают. Это не фантазия и не выдумка. В теплые темные ночи на свежих могилах иногда наблюдаются бледно-голубоватые, слабо мерцающие огоньки. Это "горит" фосфористый водород. Образуется фосфористый водород при гниении отмерших растительных и животных организмов. Фосфорные соединения, входящие в состав трупов животных и человека, под действием грунтовых вод разлагаются с образованием фосфористого водорода. При рыхлой насыпи над могилой или небольшом слое воды в болоте газ, выйдя на поверхность, воспламеняется от паров жидкого фосфористого водорода. Таким образом, огни на могилах и болотах — не "чудо", не следы таинственных духов, не привидения, не признак святости или греховности умершего, а результат химической реакции. Исследованием блуждающих огней занимались многие ученые. Их наблюдал известный немецкий астроном Фридрих Вильгельм Бессель. Их изучали киевский профессор Кнорре, австрийский исследователь Лист и др. И не случайно мы задержали внимание читателя на блуждающих огнях. Слишком много легенд, предрассудков, грубого суеверия связывалось в прошлом, а кое-где и в настоящем, с появлением огней над болотами и на кладбищах.

Чудесное обновление икон

Старые картины и иконы, написанные красками на основе свинцовых белил, со временем темнеют. Однако, если такое изображение протереть слабым раствором перекиси водорода, которая известна с 1818 г., то образовавшийся под воздействием сероводорода черный сульфид свинца перейдет в бeлoe соединенне — сульфат свинца. Картина просветлет, обновится. Используя это явление, церковники неоднократно "чудесным образом" "обновляли" иконы, дурача верующих.

Для обновления сначала использовали концентрированный раствор уксуса, а в конце XIX — начале XX в. пользовались для этой цели уксусной эссенцией, прекрасно смывавшей черневший от времени слой олифы, которой всегда покрывалась живопись икон. Как видно, никакого чуда в таком "обновлении" нет.

Сера S — твёрдое, хрупкое, жёлтое кристаллическое вещество с температурой плавления 119,3°С. Но не путайте эту серу с серой на спичках. На головках спичек в основном находятся сложные вещества, одним из которых — хлорат калия (KClO3), которое способно самовоспламеняться при трении или температуре. Сера — простое вещество и здесь присутствует в качестве одного из компонентов, составляющих спичечную головку.

Существует две модификации серы: хрупкая сера и пластическая сера. При 113 °С кристаллическая сера плавится, превращаясь в жёлтую водянистую жидкость. Расплавленная сера при температуре 187°С становится очень вязкой и быстро темнеет. При этом меняется её структурное состояние. А если нагреть серу до 445 °С, она закипает. Выливая кипящую серу тонкой струйкой в холодную воду, можно получить пластическую серу — резиноподобную модификацию, состоящую из полимерных цепочек. В этом состоянии сера способна деформироваться, растягиваться, при этом не разрушаясь. Но стоит ей полежать несколько дней на воздухе, как она превращается опять в хрупкий материал.

Сера диэлектрик. Она может служить теплоизолятором.

Сера легко окисляет почти все металлы, кроме золота Au, платины Pt и рутения Ru. Сера окисляет даже при комнатной температуре щелочные (натрий Na, калий K, литий Li, кальций Ca) и щелочноземельные металлы (алюминий Al, магний Mg). На воздухе кристаллическая сера горит синим пламенем с образованием диоксида серы SO2(газ с неприятным удушливым запахом). При сжегании серы в водороде образуется ядовитый газ — сероводород

Многие продукты, портясь, выделяют специфический запах сероводорода. Сера используется в промышленности для получения серной кислоты. Окисляя диоксид серы SO2 в среде обогащённой кислородом, получают триоксид серы SO3 – вязкая прозрачная жидкость.

Серный ангидрид или триоксид серы SO3 при комнатной температуре представляет собой бесцветную легко летучую жидкость (t кип=45 °С), которая со временем переходит в асбестовидную модификацию, состоящую из блестящих шелковистых кристаллов. Волокна серного ангидрида устойчивы лишь в запаянном сосуде. Поглощая влагу воздуха, они превращаются в густую бесцветную жидкость — олеум (от лат. oleum — «масло»). Хотя формально олеум можно рассматривать как раствор SO3 в H2SO4.

Сернистый газ проявляет сильное отбеливающее действие: если, например, красную розу опустить в ёмкость с сернистым газом SO2, то она потеряет свой цвет.

Это вещество может существовать в двух видах: красный фосфор и белый фосфор (белый фосфор ещё называют жёлтым фосфором).

Белый фосфор (или жёлтый фосфор)- ядовитое, очень реакционноспособное мягкое воскообразное вещество бледно-жёлтого цвета, растворимое в сероуглероде и бензоле. На воздухе белый фосфор воспламеняется при 34 °С и горит ярким белым пламенем с образование оксида фосфора. Белый фосфор плавится при температуре 44,1°С., светится в темноте. При попадании на кожу может вызвать сильный ожёг.

Белый фосфор очень ядовит: смертельная доза около 0,1 г (примерно такая же и у цианистого калия — 0,12 г). Из-за опасности самовоспламенения на воздухе белый фосфор хранят под слоем воды. Красный фосфор и чёрный фосфор менее ядовиты, так как нелетучи и практически нерастворимы в воде. Белый фосфор уже при комнатной температуре, а остальные модификации фосфора — при нагревании вступают в реакцию со многими простыми веществами: галогенами (фтор, хлор, бром, йод, астат) кислородом, серой, некоторыми металлами. Если нагреть белый фосфор до 300 0 C без доступа воздуха, то он постепенно переходит в красный фосфор. Красный фосфор – твёрдое вещество, не ядовитое, в темноте не светится и не самовоспламеняется.

Название красный фосфор относится сразу к нескольким модификациям, различающимся по плотности и окраске: она колеблется от оранжевой до тёмно-красной и даже фиолетовой. Все разновидности красного фосфора нерастворимы в органических растворителях, по сравнению с белым фосфором они менее реакционноспособны (воспламеняются красный фосфор на воздухе при t>200 °С)

Вода не растворяет фосфор. Его обычно растворяют в этиловом спирте.

Под давлением в сотни атмосфер получается чёрный фосфор, по свойствам похожий на металл (он проводит электричество и блестит). Чёрный фосфор имеет сходную с металлами кристаллическую решетку.

Почему фосфор светится

Если говорят, что фосфор светится, значит имеют в виду только белый фосфор! В его молекуле (вершины пирамиды с основанием — треугольник), у каждой вершины есть по паре электронов, которые расположены снаружи от поверхности воображаемой пирамиды. Атомы фосфора "открыты" и легко доступны любым атомам других элементов — окислителей (например кислорода из воздуха). Доступные электронные пары фосфора служат "приманкой" для любых других атомов, которые готовы присоединить чужой электрон (обладающие высокой электроотрицательностью). Белый фосфор светится не просто так, — он окисляется — сначала атомы кислорода располагаются между атомами фосфора. Это происходит до тех пор, пока все свободные электронные пары не присоединятся к кислороду. После этого белый фосфор перестаёт светиться и превращается в оксид фосфора P2O5.

Оксид фосфора — относительно устойчивое вещество, но при этом активно реагирует с водой, образуя метафосфорную кислоту HPO3 и ортофосфорную кислоту H3PO4

При растворении в воде оксида фосфора P2O5 образуется ортофосфорная кислота H3PO4. Эта кислота – одна из слабых кислот, поэтому с большинством металлов не реагирует, а только удаляет на их поверхности оксидную плёнку. Её часто используют при ремонте электрооборудования, пайки электронных плат и т.д. Она является хорошим средством для удаления ржавчины.

Фосфор образует две кислоты: одну – ортофосфорную кислоту, вторую – метафосфорную (НPO3). Но вторая кислота – соединение не стойкое и быстро окисляется, образуя ортофосфорную кислоту.

Оцените статью
Добавить комментарий